Константа диссоциации
4.5 Константа диссоциации
Процесс диссоциации электролитов является равновесным и, как любой равновесный процесс, характеризуется константой равновесия, которая в этом случае называться константой диссоциации. Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты, которая протекает по уравнению:
CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+
молекулярная форма ионная форма
Поскольку уксусная кислота является слабым электролитом, то равновесие процесса диссоциации сдвинуто в сторону молекулярной формы кислоты. Запишем выражение для константы равновесия этого процесса по закону действующих масс:
[H+]рав [CH3COO-]рав
Крав =Кдис = ¾———————— = 1,8 10-5
[CH3COOH]рав
По своему смыслу Кдис определяет степень необратимости процесса диссоциации. Кдис не зависит от концентрации слабого электролита в растворе, а зависит только от температуры и природы электролита. Значение Кдис говорит о силе электролита - чем больше значение Кдис , тем сильнее электролит.
HCN ⇄ H+ + CN- Кдис = 4 10-4
HNO2 ⇄ H+ + NO2- Кдис = 7,2 10-10
Из сравнения значений Кдис для уксусной, синильной и азотистой кислот видно, что HCN сильнее HNO2 , а уксусная кислота - сильнее HNO2, но слабее HCN.
Для слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований, диссоциация которых происходит ступенчато, каждая ступень является процессом равновесным и характеризуется своей констатой диссоциации.
H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- I ступень диссоциации К1дис = [H+] [HCO3-] / [H2CO3] = 4,3 10-7
HCO3- ⇄ H+ + CO32- II ступень диссоциации К2дис = [H+][CO32-] / [HCO3-] = 5,6 10-11
H2CO3 ⇄ 2H+ + CO32 - Суммарный процесс Кдис = К1дис К2дис = [H+]2 [CO32-] / [H2CO3] =2 10-17.
Zn(OH)2 ⇄ ZnOH+ + OH- I ступень диссоциации К1дис = [ZnOH+] [OH-] / [Zn(OH)2]= 10-6
ZnOH+ ⇄ Zn2+ + OH- II ступень диссоциации К2дис = [Zn2+] [OH-] / [ZnOH-] = 10-11
Zn(OH)2 ⇄ Zn2+ + 2OH- Суммарный процесс Кдис = 10-6 *10-11 = [Zn2+] [OH-]2 / [Zn(OH)2] =10-17.